CADERNO DE PRÁTICAS DE LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO OESTE DO PARANÁ 
CAMPUS DE FOZ DO IGUAÇU 
CENTRO DE ENGENHARIAS E CIÊNCIAS EXATAS 
LAMAT - LABORATÓRIO DE MATERIAIS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CADERNO DE 
PRÁTICAS DE LABORATÓRIO 
DE QUÍMICA GERAL 
 
 
 
 
COMPILAÇÃO: PROFª NORA DÍAZ MORA 
COLABORAÇÃO: PROF. JOÃO CARLOS SIHVENGER 
REVISÃO E ATUALIZAÇÃO: JULIANA FENNER R. LUCAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FOZ DO IGUAÇU 
JUNHO - 2013 
 2 
CADERNO DE PRÁTICAS DE LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
1 Normas para apresentação de relatório de práticas de laboratório da disciplina de 
Química Geral e critérios de avaliação ........................................................................ 1 
2 Normas básicas de segurança no laboratório .......................................................... 4 
Prática 1 - Ligações químicas ..................................................................................... 6 
Prática 2 - Periodicidade das propriedades de óxidos .............................................. 10 
Prática 3 - Transformações químicas ........................................................................ 14 
Prática 4 - Reações químicas .................................................................................... 16 
Prática 5 - Reações químicas: produção de acetileno .............................................. 21 
Prática 6 - Células galvânicas ou pilhas .................................................................... 22 
Prática 7 - Galvanoplastia (niquelação ou cobreação) .............................................. 26 
Prática 8 - Corrosão de metais .................................................................................. 27 
Prática 9 - Calor de reação........................................................................................ 31 
Prática 10 - Eletrólise do iodeto de potássio em dissolução aquosa ......................... 34 
Prática 11 - Potencial do eletrodo ............................................................................. 36 
Prática 12 - Pilhas eletrolíticas .................................................................................. 38 
Prática 13 - Proteção catódica e anódica .................................................................. 40 
Prática 14 - Leis de Faraday ..................................................................................... 42 
Prática 15 - Aplicação de cela de Hull ....................................................................... 44 
Prática 16 - Recolhimento de reagentes e materiais de pilhas comuns .................... 47 
Prática 17 - Oxidação do ferro, alumínio, cobre e prata ............................................ 48 
Prática 18 - Anodização ............................................................................................ 51 
Prática 19 - Materiais vítreos ..................................................................................... 53 
Prática 20 - Destilação de combustíveis líquidos derivados do petróleo ................... 54 
 
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1 Normas para apresentação de relatório de práticas de laboratório da 
disciplina de Química Geral e critérios de avaliação 
 
 
 
Estrutura e formatação 
 
Os relatórios das práticas de laboratório da disciplina de Química Geral 
devem apresentar a seguinte estrutura básica: 
• Capa; 
• Sumário; 
• Fundamentação teórica; 
• Procedimento; 
• Resultados; 
• Discussão e conclusão; 
• Referências bibliográficas. 
A capa deve apresentar as informações e formatação indicadas no “Manual 
para Elaboração de Trabalhos Científicos”1. 
A fundamentação teórica deve apresentar os conceitos teóricos (definições, 
equações etc.) e hipóteses necessárias para o desenvolvimento do experimento. 
Também deve ser destacada a importância do experimento na área de 
conhecimento de engenharia. Ao término da fundamentação teórica deve ser 
apresentado de forma sintética o objetivo do experimento. É importante fazer 
referência de qualquer suposição feita no desenvolvimento da teoria. 
Na parte intitulada “procedimento” devem constar de todos os materiais 
(reagentes, equipamentos, vidrarias, etc.) utilizados no experimento, a descrição 
sequencial e detalhada do procedimento experimental e o esquema do aparato 
utilizado. 
Os resultados devem ser apresentados, sempre que possível, nas formas de 
tabelas e gráficos. O procedimento utilizado para efetuar os cálculos também deve 
ser apresentado. Quando o esquema de cálculos for repetitivo, deve ser ilustrado o 
roteiro de cálculos apenas para o primeiro dado apresentado na tabela. As unidades 
dimensionais devem ser padronizadas utilizando o sistema SI. A investigação da 
correlação entre variáveis deve ser feita por meio da análise estatística e também 
deve ser apresentada nos resultados. Geralmente os resultados obtidos devem 
tentar convalidar as suposições expostas na fundamentação teórica. 
Na parte referente à discussão e conclusão deve-se discutir a qualidade dos 
resultados obtidos, possíveis fontes de erros e verificar se houve a validação das 
hipóteses. Observar se o objetivo do experimento foi alcançado. Também é possível 
refletir sobre o aparato experimental e fazer sugestões para aprimorar o 
experimento. 
Nas referências bibliográficas deve-se incluir toda a relação de material 
bibliográfico utilizado na confecção do relatório, ordenados em ordem alfabética de 
sobrenome. Os autores apresentados nas referências bibliográficas devem 
obrigatoriamente ser citados no texto. As citações devem ser apresentadas da 
seguinte forma: sobrenome do autor em letras maiúsculas e o ano da publicação. 
Exemplos: 
 
1
 Disponível em http://www.foz.unioeste.br/~lamat/down.htm. 
 2 
a) quando o trabalho citado tiver um único autor: A capacidade calorífica da água na 
fase líquida 1,00 cal/g K (SANDLER, 1998). 
b) quando o trabalho citado tiver dois autores: A viscosidade do líquido aumenta com 
a temperatura (SILVA; RIBEIRO, 1990). 
c) quando o trabalho citado tiver mais de três autores: A energia interna de um gás é 
função apenas da temperatura (SMITH et al., 1998). 
A forma de apresentação das referências bibliografias deve seguir 
rigorosamente as orientações do “Manual para Elaboração de Trabalhos Científicos” 
(capítulo 5). 
Equações: deverão ser numeradas em algarismos arábicos, escritas com o 
mesmo tipo e tamanho de letra. Exemplo: 
 
V
m
=ρ (6) 
 
Observação: o número da equação deve ser alinhado no lado direito do texto, 
enquanto que a equação deve ser alinhada no lado esquerdo do texto. 
Tabelas: cada tabela deverá ser centralizada no texto e precedida por um 
título centralizado (escrito em letras minúsculas) que será introduzido pela palavra 
“Tabela” juntamente com o número que a identifica. Exemplo: 
 
Tabela 16 - Concentração inicial e pH inicial e final da solução de cobre. 
Concentração 
inicial (mq/L) 
pH 
Inicial 
pH final 
1 replica 
pH final 
2 replica 
5,56 3,20 4,78 4,75 
6,76 3,20 4,57 4,89 
8,04 3,20 4,24 4,78 
20,40 3,20 3,79 3,95 
 
 
Quando os resultados apresentados na tabela não forem do autor do trabalho, 
na parte inferior da tabela deverá ser apresentada a fonte da qual foram retiradas as 
informações e o material deverá constar nas referências bibliográficas: 
 
Tabela 3 - Propriedades iônicas do cobre. 
Raio covalente 1,17 A& 
Raio Iônico 0,73 A& 
Eletronegatividade de Pauling 1,9 
Potências de redução padrão 0,34 V 
1a Energia de Ionização 745 kJ/mol 
FONTE: LEE (1990) 
 
Figuras: deverão ser centralizadas no texto e identificadas com algarismos 
arábicos. O título da figura deve ser escrito em letras minúsculas precedido da 
palavra“Figura” juntamente com o número que a identifica. O título de cada figura 
deverá estar imediatamente abaixo da mesma. Exemplo: 
 
 3 
 
Figura 1 - Radiador de carro e sistema de resfriamento. 
 
 Mais detalhes quanto à formatação de relatórios e demais trabalhos 
acadêmicos devem ser consultados no “Manual para Elaboração de Trabalhos 
Científicos”, especialmente no que se refere a aspectos gráficos (capítulo 3). 
 
Critérios de avaliação 
 
As aulas práticas de laboratório compõem um percentual da nota da 
disciplina, conforme definido no Plano de Ensino da mesma. O aluno será avaliado 
mediante postura em laboratório e relatório de acordo com os seguintes critérios: 
• Pontualidade (nas aulas e na entrega de relatórios), disciplina em laboratório, 
iniciativa e o bom desempenho do aluno no trabalho de laboratório (20%); 
• Estética, organização do assunto abordado e respeito às normas de formatação 
(10%); 
• Conteúdo, considerando a atualidade e o domínio da literatura, precisão na 
abordagem do tema, exemplos apresentados, precisão na interpretação de 
dados, teor dos conceitos, conclusões emitidas, qualidade da informação 
fornecida e respeito à estrutura de relatório proposta (60%); 
• Linguagem apresentando clareza, coerência teórica e correção quanto à norma 
culta (10%). 
O relatório deverá ser estritamente individual, exceto quando expressamente 
solicitada pelo professor a entrega por grupo. Observação importante: relatórios 
idênticos serão anulados. 
 4 
2 Normas básicas de segurança no laboratório 
 
 
 
1. Ao entrar no laboratório, observe o local dos acessórios de segurança, tais 
como: chuveiro de segurança, lava-olhos, pontos de água corrente, extintores de 
incêndio etc. Verifique os tipos de fogo que os extintores podem apagar. Localize 
a chave geral de eletricidade e aprenda como desligá-la. Identifique as saídas de 
emergência. 
2. Procure deixar seu material (mochila, pastas e fichários) em local no laboratório 
de forma que este não obstrua a passagem ou as portas de entrada/saída. 
3. Certifique-se de que a saída de emergência está destrancada antes de iniciar as 
atividades. 
4. Esteja munido de pré-relatório e roteiro da prática a ser desenvolvida, 
conhecendo plenamente seus conteúdos (vidraria, reagentes e equipamentos a 
serem utilizados). Observação: o pré-relatório deve conter os cálculos das 
quantidades de reagentes a serem usadas. 
5. Não use saia, bermuda, ou calçados abertos (chinelo ou sandália). 
6. Utilize jaleco fechado e preferencialmente de mangas longas. 
7. Pessoas com cabelos compridos devem mantê-los presos enquanto estiverem 
no laboratório. 
8. Não fume, não coma e não beba dentro do laboratório. 
9. Evite passar as mãos no rosto ou cabelos após ter iniciado a aula prática. 
10. Evite apoia-se e deixar bolsas e outros pertences pessoais sobre as bancadas. 
11. Mantenha uma postura séria, concentrada, calma e evite conversas e circulação 
desnecessárias pelo laboratório. 
12. Aguarde as orientações do professor/monitor quanto à utilização de 
equipamentos e vidraria para não danificá-los. 
13. Obedeça às orientações do professor/monitor durante as aulas práticas, 
inclusive observando procedimentos de segurança adicionais. 
14. Preste atenção nas etiquetas e indicações distribuídas pelo laboratório e 
respeite-as. 
15. Mantenha total atenção sobre o que está manipulando. 
16. Não deixe frascos ou vidrarias próximos à borda das bancadas. 
17. Evite circular com frascos pelo laboratório. 
18. Antes de usar reagentes que não conheça, consulte a bibliografia (pré-relatório), 
a FISPQ (Ficha de Informações de Segurança de Produto Químico) ou o 
professor/monitor. 
19. Assim que retirar a quantidade necessária de reagente do frasco, feche-o. 
20. Não retorne reagentes aos frascos originais, mesmo que não tenham sido 
usados a menos que isso seja autorizado. 
21. Não introduza espátulas úmidas ou contaminadas nos frascos de reagentes. 
22. Nunca pipete líquidos com a boca. Utilize a pêra de sucção. 
23. Não use uma mesma pipeta para dosar reagentes/soluções diferentes. 
24. Nunca adicione água sobre ácidos e sim ácidos sobre água. 
25. Ao testar o odor de produtos químicos, nunca coloque o produto ou frasco 
diretamente sob o nariz. 
26. Quando estiver manipulando frascos ou tubos de ensaio, nunca dirija sua 
abertura na sua direção ou na de outras pessoas. 
 5 
27. As operações com manipulação de ácidos, compostos tóxicos e outras 
substâncias que exalem vapores devem ser realizadas na capela de exaustão 
de gases e/ou com o exaustor do laboratório ligado. 
28. Identifique as soluções e reagentes dispostos em béquers, tubos de ensaio ou 
balões volumétricos etiquetando-os (fita crepe). 
29. Fique atento às operações onde for necessário realizar aquecimento. Não deixe 
vidros ou objetos quentes em lugares de onde pessoas possam pegá-los 
inadvertidamente. 
30. Use luvas de isolamento térmico ao manipular material quente (Laboratório de 
Fornos). 
31. Não jogue restos de reagentes nas pias. Caso seja orientado seu descarte na 
pia, abra bem a torneira deixando correr água em abundância para diluir o 
reagente. Os resíduos aquosos ácidos ou básicos devem ser neutralizados 
antes do descarte. 
32. Papel-toalha usado deve ser descartado nos cestos “não reciclado”. 
33. Ao final da prática, deixe tudo em ordem: limpe bancadas dispondo a vidraria a 
ser lavada na pia na área “vidraria contaminada”, lave vidraria e deixe-a secando 
na pia na área “vidraria lavada” (não é necessário secar, exceto quando 
solicitado). 
34. Lembre-se de lavar bem as mãos logo após concluir a aula prática. 
 
 
 
 6 
Prática 1 - Ligações químicas 
 
 
 
Objetivo 
 
• Distinguir substâncias iônicas de substâncias covalentes mediante as 
propriedades de solubilidade e condutividade. 
 
Fundamentos teóricos 
 
Os compostos químicos são combinações de átomos unidos por ligações 
químicas. Algumas propriedades físicas tais como solubilidade e condutividade são 
indicativas do tipo de ligação de um composto. Nesta experiência, você realizará 
testes que lhe permitiram identificar substâncias iônicas e covalentes. 
 
Material e reagentes 
 
• microscópio 
• balança analítica 
• chapa aquecedora 
• condutivímetro 
• lâminas de vidro para microscópio 
• béquers de 100 e 250 mL 
• proveta de 10 mL 
• conta-gotas 
• espátula 
• vidro de relógio 
• bastão de vidro 
• termômetro 
• pisseta para lavagem 
• fita crepe 
• folhas de papel 
• ácido bórico (H3BO3) (1) 
• bicarbonato de sódio (NaHCO3) (2) 
• fosfato de potássio monobásico (KH2PO4) (3) 
• hidróxido de sódio (NaOH) (4) 
• iodeto de potássio (KI) (5) 
• nitrato de prata (AgNO3) (6) 
• permanganato de potássio (KMnO4) (7) 
• sulfato de cobre (CuSO4.5H2O) (8) 
• sulfato de níquel (NiSO4.6H2O) (9) 
• álcool etílico (CH3CH2OH) 
• água destilada 
• água deionizada 
• água pura 
• água mineral (trazer: 1 garrafa 500 mL por turma) 
• soluções prontas disponíveis 
 7 
 
Parte I 
 
Procedimento experimental 
 
a) Preparar 10 mL de solução a 1% das substâncias indicadas pelo 
professor/monitor usando a água destilada como solvente. Identificar os béquers 
(fita crepe). 
b) Com um conta-gotas preparar todas as possíveis combinações de duas 
soluções indicadas pelo professor/monitor, em lâminas de vidro. Pingar também, 
em lâminas separadas, uma gota das soluções originais. Para a identificação 
das lâminas: planejar previamente todas as possíveis combinações e dispor 
sobre folhas de papel as lâminas a serem utilizadas, anotando no papel junto a 
cada lâmina as soluções pingadas (pode-se usar a numeração de 1 a 14 dos 
reagentes). 
c) Anotar o tipo de reação observada, a solubilidade, se houve precipitação ou 
mudança de cor para cada uma delasregistrando todos os resultados em uma 
tabela: 
 
DADOS 
combinação tipo de 
reação reação solubilidade precipitado observações 
NaCl + KI 
 
 
 
d) Deixar tudo em ordem (limpar bancadas dispondo a vidraria a ser lavada na pia 
na área “vidraria contaminada”, lavar vidraria e deixá-la secando na pia na área 
“vidraria lavada”). 
e) Fazer registro de imagens por microscopia ótica (em dia posterior). 
f) Ao final das observações, proceder a lavagem das lâminas de vidro. 
 
Perguntas e exercícios 
 
1) Separe as substâncias em dois grupos segundo suas propriedades e indique 
quais são iônicas e quais são covalentes. 
2) Pesquisando em livros, descreva as propriedades das substâncias iônicas e 
covalentes. 
3) Escreva todas as possíveis equações químicas das reações que possam ter 
acontecido na experiência. Escreva os nomes de cada reagente e produto. 
 
Parte II 
 
Procedimento experimental 
 
a) Colocar aproximadamente 60 mL das amostras indicadas pelo professor/monitor 
em béquers de 100 mL identificando-as. 
b) Medir a condutividade de amostras: água potável (torneira), água mineral, água 
destilada, água deionizada, água pura, álcool etílico e das soluções indicadas 
 8 
(fazer 3 medidas de cada amostra e fazer média; registrar também a 
temperatura indicada pelo equipamento). 
c) Ajustar a chapa aquecedora para a posição 3. Aguardar alguns minutos para 
estabilizar. Dispor os béquers com as amostras a serem testadas sobre a chapa 
aquecedora (de um a três por vez) e aguardar alguns minutos (usar um 
termômetro para identificar a estabilização da temperatura da amostra 
aquecida). 
d) Atenção: não aquecer a amostra de álcool etílico. 
e) Retirar o béquer com a amostra da chapa aquecedora e medir a condutividade 
(fazer 3 medidas de cada amostra e fazer média; registrar a temperatura 
indicada pelo equipamento). 
f) Atenção: não dispor os béquers quentes diretamente sobre a bancada. 
g) Montar uma tabela comparativa da condutividade medida e da condutividade 
teórica (pesquisar em livros) às diferentes temperaturas e discuta. 
 
Perguntas e exercícios 
 
1) Pesquise sobre a condutividade elétrica de sólidos, líquidos e gases. 
 
Parte III - Ligações químicas versus estrutura cristalina 
 
 O estado sólido da matéria quase sempre consiste de uma disposição regular 
de átomos, moléculas ou íons dependendo do tipo de ligação química que apresenta. 
Nesta atividade, construiremos e estudaremos algumas das formas de 
empacotamento cristalino de substâncias iônicas, covalentes e metálicas. 
 
Procedimento experimental 
 
a) Construir, utilizando bolinhas de isopor, palitos de dente e espetos de madeira 
para churrasco, a estrutura de uma célula unitária de diamante, grafite, NaCl, Fe-
α, ZnS (wurzita), Fe2O3, uma molécula de metano (CH4) e outras indicadas pelo 
professor, comparando o tipo de ligação química que apresentam. 
 
Perguntas e exercícios 
 
1) Agrupe as substâncias segundo suas semelhanças. Indique o tipo de ligação 
química. Escreva as propriedades das mesmas. 
2) Faça uma tabela comparativa das propriedades gerais das substâncias iônicas, 
covalentes e metálicas. Cite exemplos em cada caso. 
 
Curiosidades 
 
Carboneto de silício (SiC) 
 
As cerâmicas avançadas de carboneto de silício têm propriedades 
importantes: dureza elevada, inércia química, resistência à abrasão e uma 
espetacular resistência à oxidação a altas temperaturas. No entanto, o SiC é 
relativamente frágil devido à baixa tenacidade à fratura, sendo difícil obter peças 
densas de SiC com grão fino. 
 9 
 No processo de sinterização reativa para obtenção de peças de carboneto de 
silício, um compactado de pós de SiC e de carbono (grafite) é infiltrado com silício 
líquido, o qual reage com o carbono de modo a formar mais SiC, que estabelece a 
ligação entre os grãos iniciais de SiC. Há que garantir condições para infiltração do 
silício em todas as zonas da peça. Deste modo, os produtos finais contêm cerca de 8 
a 20% de silício livre. 
 O SiC pode ser sinterizado sem necessidade da aplicação de uma pressão 
externa, caso se use pó de SiC-alfa de qualidade adequada e se adicionem 
auxiliadores de sinterização, como compostos de boro e de alumínio. Pensa-se que o 
boro diminui a energia dos limites de grãos e, por isso, facilita a densificação a alta 
temperatura do SiC por difusão no estado sólido. 
 A resistência à flexão do SiC sinterizado sem pressão é de cerda de 460 MPa 
e a tenacidade à fratura varia entre 3 e 5 MPa. As aplicações mais comuns das 
cerâmicas de SiC tiram proveito da sua elevada dureza, resistência química e 
resistência à abrasão: vedantes, válvulas, moldes para lentes, rolamentos de encosto 
e de esferas, rotores de bombas, placas de desgaste e fieiras para trefilagem e 
extrusão. É devido a sua resistência ao calor e à fluência que é usado em tubagens 
de permutadores de calor e em componentes de fornos de difusão. 
 Recentemente, a investigação tem se centrado em compósitos com matriz de 
SiC, incorporando partículas de outras fases, whiskers e fibras, que apresentam 
resistências e tenacidades mais elevadas e são menos sensíveis à presença de 
defeitos do que o SiC monolítico. 
 
Zircônia (ZrO2) 
 
 A zircônia pura é polimórfica e transforma-se a cerca de 1170 ºC, passando de 
uma estrutura tetragonal para uma monolítica, como o correspondente aumento de 
volume, pelo que está sujeita a fissuração. No entanto, combinando ZrO2 com outros 
óxidos refratários (CaO, MgO, Y2O3) a estrutura cúbica (típica das altas 
temperaturas) pode ser estabilizada à temperatura ambiente e encontra algumas 
aplicações. Combinando ZrO2 com 9% de MgO e usando tratamentos térmicos 
especiais, pode produzir-se uma zircônia parcialmente estabilizada (ZPE), a qual 
apresenta uma tenacidade à fratura especialmente alta, o que conduziu a novas 
aplicações para os materiais cerâmicos. 
 Os materiais cerâmicos são usados em muitas aplicações elétricas e 
eletrônicas, a exemplo dos isoladores para correntes elétricas de baixa e alta 
voltagem. Os materiais cerâmicos também encontram aplicação em condensadores 
quando se exige redução de tamanho ou miniaturização. Outros tipos de cerâmicos, 
chamados piezoelétricos, podem convertes pequenos sinais de pressão em sinais 
elétricos e vice-versa. 
 
 10
Prática 2 - Periodicidade das propriedades de óxidos 
 
 
 
Objetivos 
 
• Fazer experiências com óxidos para determinar se eles são ácidos, básicos ou 
anfóteros. 
• Inferir sobre as características ácidas ou básicas de óxidos pela sua posição na 
tabela periódica. 
• Adquirir alguma experiência com a tabela periódica e descobrir como pode ser 
usada para prognosticar as propriedades de óxidos. 
 
Fundamentos teóricos 
 
Alguns óxidos quando dissolvidos em água produzem soluções ácidas. Esses 
óxidos são chamados de óxidos ácidos e são alguns dos responsáveis pela chuva 
ácida. Outros óxidos em água produzem soluções básicas. Em geral óxidos de 
metais alcalinos quando dissolvidos em água produzem soluções básicas e óxidos 
de não-metais produzem soluções ácidas. Óxidos que produzem soluções ácidas ou 
básicas são anfóteros. 
Nesta prática, investigaremos as características ácidas ou básicas de alguns 
óxidos. De suas observações e da posição que ocupam na tabela periódica você 
observará as tendências quanto organização em grupos ou períodos. 
 
Material e reagentes 
 
• balança analítica 
• pHmetro/papel pH 
• vidro de relógio 
• bastão de vidro 
• proveta graduada de 10 e 100 mL 
• béquers de 50 e 250 mL 
• 3 tubos de ensaio médios 
• 3 rolhas para tubo de ensaio 
• suporte para tubos de ensaio 
• espátula de porcelana 
• frasco de vidro com colher dobrada 
• bico de bunsen 
• óxido de magnésio (MgO) 
• óxido de cálcio(CaO) 
• hidróxido de sódio (NaOH) 
• enxofre 
• indicador fenolftaleína 
• indicador metil orange 
• água destilada 
• hibisco vermelho (trazer) 
• fita crepe e “durex” 
 
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Parte I 
 
Procedimento experimental 
 
a) Em um béquer de 50 mL, preparar uma solução de 10 mL de água destilada e 
0,1 g de MgO. 
b) Em um béquer de 50 mL, preparar uma solução de 10 mL de água destilada e 
0,1 g de CaO. 
c) Em um béquer de 50 mL, dispor aproximadamente 20 ml de água destilada. 
d) Com o pHmetro, medir o pH das soluções e da água destilada. 
e) Em um suporte para tubos de ensaio, dispor 3 tubos de ensaio e identificá-los 
numerando-os de 1 a 3. 
f) No tubo de ensaio 1, colocar 10 mL de água destilada. 
g) Transferir para o tubo de ensaio 2 a solução de MgO. 
h) Transferir para o tubo de ensaio 3 a solução de CaO. 
i) Adicionar 2 gotas de indicador fenolftaleína em cada um dos tubos de ensaio, 
tampar, agitar e observar. 
j) Registrar suas observações na tabela abaixo: 
 
TABELA DE RESULTADOS 
óxido usado cor (indicador) pH natureza do óxido (ácido, básico ou anfótero) 
água destilada 
MgO 
CaO 
 
Perguntas e exercícios 
 
1) Escreva todas as equações químicas das reações envolvidas. 
2) Pesquise de que forma são produzidos os óxidos básicos e óxidos ácidos e de 
exemplos. 
3) Pesquise sobre as técnicas utilizadas para classificar óxidos (em ácido ou básico) 
que não são solúveis em água, de exemplos. 
4) Como poderia ser protegido um jardim numa região industrial onde existe uma 
elevada emissão de SO2? (sugestão: pesquise sobre reações de neutralização). 
5) Como seriam classificados os óxidos seguintes: Na2O2, SrO, P4O10, Al2O3, Bi2O3 
e BaO. 
6) De acordo com sua experiência aqui, qual a tendência das propriedades de 
óxidos na tabela periódica, num grupo e num período? Responda então, qual o 
ácido mais forte CO2 ou NO2? Qual a base mais forte PbO ou NO2? 
7) Preencha a tabela periódica com a fórmula dos óxidos estudados na experiência 
e aqueles indicados na questão 5. 
 
Tabela periódica para óxidos 
 12
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Parte II - Reação simulando a chuva ácida 
 
A chuva ácida é um fenômeno que ocorre nas grandes cidades devido à 
poluição causada pela emissão de óxidos na atmosfera. Este experimento tem como 
objetivo ilustrar a formação de um dos óxidos ácidos responsáveis pela chuva ácida 
e a ação desta sobre a vegetação. 
 
Procedimento experimental 
 
Atenção: cuidado ao manusear produtos que produzem vapores. Este 
procedimento deve ser feito com o exaustor do laboratório ligado. 
a) Em um béquer de 250 mL, colocar 100 mL de água destilada e 2 gotas de 
indicador metil orange e misturar. 
b) No frasco de vidro com colher dobrada, fixar na parte superior interna um hibisco 
vermelho. 
c) Transferir a mistura do item “a” para o frasco de vidro com colher dobrada. 
d) Pesar aproximadamente 0,25 g de enxofre em pó e transferir para a colher fixada 
a tampa do frasco. 
e) Aquecer o enxofre no fogo de um bico de bunsen até que entre em fusão. 
Quando começar a formar vapores, rapidamente, fechar o frasco com a tampa, 
agitar a solução para homogeneizar a mistura gás-líquido e observar as 
mudanças no interior do frasco, na solução e no hibisco. 
f) Acompanhar a experiência com a música “Carmina Burana”, de Carl Orff, para 
evocar um clima de catástrofe. 
g) No dia seguinte, medir o pH da mistura e observar novamente o hibisco. 
 
Perguntas e exercícios 
 
1) Explicar o que é a névoa. 
2) Escreva todas as reações químicas envolvidas. 
3) Escreva sobre o que acontece com a flor. 
 
Versão original: Show da Química 
 
Para este experimento, utilizar 50 mL de uma solução de hidróxido de sódio 0,1 
mol/L em um béquer de 500 mL, juntamente com algumas gotas de indicador 
fenolftaleína. Em um fio de cobre, prender um pedaço de papel de tornassol e na 
ponta uma pétala de flor preferencialmente de coloração vermelha (pode utilizar 
pétalas de hibisco). O fio de cobre deve ser preso na boca do béquer com um 
 13
elástico. A seguir, colocar enxofre em pó até a metade de uma tampinha de garrafa 
presa por um arame. Aquecer a tampinha no fogo de um bico de bunsen, segurando 
pelo arame e esperar o enxofre entrar em fusão. Então, rapidamente colocar a 
tampinha dentro do béquer, fechando-o com papel alumínio. Pode-se observar a 
formação de uma névoa branca e, depois de 5 min, observar mudanças no papel de 
tornassol, na solução e na pétala. Acompanhar a experiência com a música 
“Carmina Burana”, de Carl Orff, para evocar um clima de catástrofe. 
 
Fonte: http://www.scielo.br/pdf/qn/v29n1/27876.pdf 
 
 
 14
Prática 3 - Transformações químicas 
 
 
 
Objetivo 
 
• Estudar os fenômenos nos quais uma ou mais substâncias se transformam 
originando novas substâncias. 
 
Fundamentos teóricos 
 
As transformações químicas, também denominadas reações químicas, são 
responsáveis tanto pela vida animal como pela vida vegetal. Nas equações químicas 
que representam as reações, os reagentes são anotados do lado esquerdo e os 
produtos do lado direito. Essas equações apresentam as fórmulas das substâncias 
participantes, suas proporções estequiométricas e seus estados físicos. São 
estudadas reações de síntese ou adição, reações de simples troca e reações de 
dupla troca. 
 
Material e reagentes 
 
• balança analítica 
• vidro de relógio 
• bastão de vidro 
• proveta de 50 mL 
• 2 pipetas de 10 mL 
• pera de sucção 
• béquers de 100 mL 
• espátula de porcelana 
• barras de zinco 
• ácido clorídrico (HCl) 
• hidróxido de amônio (NH4OH) 
• hidróxido de sódio (NaOH) 
• sulfato de cobre (CuSO4) 
• água destilada 
 
Parte I - Reações de síntese ou adição 
 
CBA →+ 
 
Procedimento experimental 
 
Atenção: cuidado ao manusear produtos que produzem vapores. As misturas 
devem ser feitas na capela de exaustão de gases e/ou com o exaustor do laboratório 
ligado. 
a) Em um béquer de 100 mL, preparar solução aquosa de HCl, na proporção de 1:4 
com água destilada, ou seja, 10 mL de HCl misturado com 40 mL de água. 
Identificar o béquer. 
 15
b) Em um béquer de 100 mL, preparar solução aquosa de NH4OH, na proporção de 
1:4 com água destilada, ou seja, 10 mL de NH4OH misturado com 40 mL de 
água. Identificar o béquer. 
c) Com as duas soluções prontas, aproximar uma da outra e verificar a formação 
de uma névoa, que é o produto da reação dos dois gases exalados pelas 
soluções. 
 
Parte II - Reações de simples troca ou deslocamento 
 
YXAXYA +→+ ou XAYXYA +→+ 
 
Procedimento experimental 
 
a) Imergir uma barra de zinco em uma solução aquosa de HCl (volume? 
Concentração?). Observar o fenômeno. 
b) Imergir uma barra de zinco em uma solução aquosa de CuSO4 (volume? 
Concentração?). Observar o fenômeno. 
 
Parte III - Reações de dupla troca 
 
XBAYXYAB +→+ 
 
Procedimento experimental 
 
a) Preparar 20 mL de soluções aquosas a 10% de hidróxido de sódio e sulfato de 
cobre. 
b) Misturar uma com a outra e observar o que acontece. 
 
Perguntas e exercícios 
 
1) Escreva todas as equações químicas das reações envolvidas nas partes I, II, e 
III. 
2) Pesquise e dê o conceito de cada reação tipo de envolvida. (por exemplo: 
reação de síntese ou adição: é a reação que ocorre...) 
3) Procure dar o nome de cada composto envolvido nas reações. 
4) Descreva todos os fenômenos observados. 
 
 
 
 
 
 
 16
Prática 4 - Reações químicas 
 
 
Objetivos 
 
• Aplicar os princípios básicos sobre reações químicas. 
• Reconhecer na práticaos conceitos de massa de fórmula, massa molecular e 
mol, e mostrar a relação entre eles. 
• Comprovar algumas leis da química. 
• Efetuar cálculos estequiométricos e utilizar as unidades de concentração. 
 
Fundamentos teóricos 
 
Uma equação química representa uma reação, sendo este um processo de 
transformação de átomos ou moléculas em outras substâncias, em igual ou diferente 
estado físico. Um exemplo: 
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) 
Nesta equação, os reagentes são as moléculas de metano e oxigênio, 
posicionados à esquerda da seta. Os produtos são os mesmos átomos, mas 
rearranjados diferentemente na forma de dióxido de carbono e água, à direita da 
seta. 
A composição estequiométrica ou fórmula estequiométrica é o estudo da 
relação entre a fórmula de um composto e a proporção de seus elementos 
constituintes. 
Qualitativamente, uma equação química mostra quais são os reagentes e 
produtos envolvidos na reação. Como vimos, o estado físico em que se 
apresentaram as substâncias envolvidas também pode ser indicada na equação. 
Quantitativamente, uma equação balanceada especifica uma relação numérica das 
quantidades (mols de átomos, moléculas, fórmulas unitárias etc.) de reagentes e de 
produtos de uma reação. 
Em trabalhos científicos, a concentração de uma solução deve ser expressa 
em unidades quantitativas. São usadas as chamadas unidades de concentração que 
são medidas quantitativas da quantidade de soluto que se dissolve. 
O acetileno é um conhecido hidrocarboneto insaturado muito usado em solda 
e cortes de chapas de aço devido à elevada temperatura atingida pela sua chama 
durante a queima do mesmo. 
Um dos processos de produção mais conhecidos é a partir da reação entre 
carbeto de cálcio e água. Nessa reação, o carbeto de cálcio (CaC2) é produzido 
segundo a equação: 
CaC2 + H2O → CaO + C2H2 
Nesta atividade, estaremos estudando reações envolvendo a produção de um 
gás e um sal de alumínio. 
 
Material e reagentes 
 
• espátulas 
• bastões de vidro 
• vidros de relógio 
• frasco de vidro com tampa e mangueira 
• béquers de 50 mL 
 17
• 4 tubos de ensaio médios 
• suporte para tubos de ensaio 
• 2 provetas de 10 mL 
• 1 proveta de 250 mL 
• 2 conta-gotas 
• pisseta 
• pipeta de 5 mL 
• pêra de sucção 
• pinça 
• termômetro 
• fósforo 
• bandeja de alumínio 
• balança 
• chapa aquecedora 
• peça de alumínio pequena 
• lata de “leite em pó” 
• solução de permanganato de potássio (KMnO4) 
• solução de lugol 
• ácido clorídrico (HCl) 
• carbeto de cálcio (CaC2) (“carbureto”) (verificar a necessidade de trazer) 
• bicarbonato de sódio (NaHCO3) 
• ácido acético (CH3COOH) 
• água 
• gelo 
• “bombril” 
• frasco para armazenar AlCl3 
• detergente incolor (trazer) 
• corante alimentar 
• alicate 
• martelo 
• fita crepe 
 
Parte I 
 
Procedimento experimental – produção de acetileno 
 18
 
 
a) Enumerar 4 tubos de ensaio e apoiá-los no suporte de tubos de ensaios. 
b) Montar o sistema da figura para a produção do acetileno (utilizar o frasco de 
vidro com tampa e mangueira no lugar do tubo de ensaio G). 
c) Colocar apenas uma gota de solução de KMnO4 nos tubos 1 e 2 e adicionar 
água até 1/3 de seu volume. O tubo 1 será utilizado como controle da coloração 
inicial, sem reação. 
d) Nos tubos 3 e 4 colocar apenas uma gota de solução de lugol e adicionar água 
até 1/3 do volume dos mesmos. O tubo 3 será a solução de controle. 
e) No frasco G adicionar 200 mL de água. 
f) Colocar uma pedra de carbeto de cálcio (aproximadamente 13 g) no frasco G e 
imediatamente fechá-lo com a tampa. 
g) Fazer o gás liberado devido a reação no frasco G (acetileno) borbulhar no tubo 2 
e logo que observar mudança na coloração da mesma, borbulhar o gás 
produzido no tubo 4. 
 
Perguntas e exercícios 
 
 Observe as mudanças ocorridas e responda: 
1) Há mudança na coloração dessas soluções? 
2) O que a mudança da coloração indica? 
3) O acetileno borbulhando sofreu oxidação (mudança de coloração da solução de 
violeta – MnO4 para marrom – MnO2)? 
4) Classifique as possíveis reações no tubo 4 em reações de adição ou 
substituição. 
 
Parte II – fogo no gelo 
 
Procedimento experimental 
 
a) Em uma lata de “leite em pó”, depositar algumas pedras de gelo. 
b) Jogar uma pedra de carbeto de cálcio na lata e observar a formação de gás. 
 19
c) Com um fósforo, provocar a combustão do gás. 
d) Observação: fazer em ambiente aberto. 
 
Perguntas e exercícios 
 
1) Descreva e explique o que pode ser observado neste experimento. 
2) Observar a coloração da chama produzida. Ela foi fuliginosa ou não? Explique. 
 
Parte III – lixiviação do alumínio 
 
A cinética química, também conhecida como cinética de reação, é uma 
ciência que estuda a velocidade das reações químicas de processos químicos e os 
fatores que as influenciam. Cinética química inclui investigações de como diferentes 
condições experimentais podem influir a velocidade de uma reação química e 
informações de rendimento sobre o mecanismo de reação e estados de transição, 
assim como a construção de modelos matemáticos que possam descrever as 
características de uma reação química. 
 
Procedimento experimental 
 
a) Pesar um béquer de 50 mL seco e limpo e anotar o peso. 
b) Limpar e pesar uma peça de alumínio de aproximadamente 0,1 g e anotar o seu 
massa. Usar vidro de relógio limpo como apoio sobre a balança e pinça para a 
manipulação do alumínio (não tocar com as mãos após limpeza). 
c) Preparar uma solução de 5 mL de água (medir e registrar a temperatura desta) e 
5 mL de HCl no béquer que foi pesado e medir a temperatura imediatamente 
após a adição do HCl (registrar esse dado para o cálculo do calor de reação). 
d) Depositar nessa solução a peça de alumínio e anotar em intervalos de 1 min a 
massa e a temperatura até o desaparecimento da peça de alumínio. Usar o 
termômetro para monitorar a temperatura na solução. Sempre lavar e secar a 
peça antes de pesar. 
e) Montar uma tabela com os dados de massa de alumínio, temperatura e tempo. 
f) Aquecer a solução formada na chapa aquecedora até a evaporação total do 
líquido. Observação: pesar e anotar a massa de um vidro de relógio para ser 
usado como tampa do béquer. 
g) Esperar esfriar e pesar o béquer com o vidro de relógio e o resíduo resultante 
(AlCl3), anotar o peso do conjunto para o cálculo da quantidade de AlCl3 e 
reservar o sal em frasco identificado. 
 
Perguntas e exercícios 
 
1) Escreva as equações químicas correspondentes. 
2) Identifique os produtos da reação. 
3) Através dos cálculos estequiométricos, determine a massa dos produtos da 
reação considerando um rendimento de 100%. 
4) Compare a massa obtida no laboratório com a previsão estequiometria. Se for o 
caso, discuta porque a massa do produto obtido foi diferente daquela prevista 
pela da estequiometria reação. 
5) Escreva uma equação que represente a velocidade da reação de Al em HCl com 
base na concentração de íons H+. 
 20
6) Calcule o calor da reação de dissolução do HCl em água com base na variação 
de temperatura. 
7) Investigue sobre os fatores e processos que influenciam a velocidade das 
reações químicas. 
 
Parte IV – produção caseira de espuma 
 
Ao misturar duas soluções produz-se uma grande quantidade de espuma. No 
caso deste experimento, a espuma é produzida pela libertação de dióxido de 
carbono da solução de detergente, quando o ácido acético do vinagre reage com o 
bicarbonato. 
H+(aq) + HCO3-(aq) → CO2(g) + H2O(l) 
 
Procedimento experimental 
 
a) Preparar uma mistura de 50 mL de ácido acético com 8 mL de detergente 
(proporção caseira: para 100 mL de vinagre: 5 colheres de sopa de detergente). 
Acrescentar algumas gotas de corante (1 colher de café). 
b) Preparar outra misturade 10 mL de água com 5 g de bicarbonato de sódio numa 
outra proveta (proporção caseira: para 100 mL de água: 3 colheres de sopa de 
bicarbonato de sódio). 
c) Misturar as soluções em uma proveta de 250 mL. Fazer isto sobre a bandeja de 
alumínio. 
d) Observar e anotar suas observações. 
 
Perguntas e exercícios 
 
1) Identifique os produtos da reação. 
2) Explique detalhadamente os fenômenos observados. 
 
 21
Prática 5 - Reações químicas: produção de acetileno 
 
 
Objetivos 
 
• Aplicar os princípios básicos sobre reações químicas. 
• Reconhecer na prática os conceitos de massa de fórmula, massa molecular e 
mol, e mostrar a relação entre eles. 
• Efetuar cálculos estequiométricos e utilizar as unidades de concentração. 
 
Material e reagentes 
 
• espátula 
• vidro de relógio 
• frasco de vidro com tampa e canícula metálica (verificar a necessidade de trazer) 
• fósforo 
• proveta 
• balança 
• bico de bunsen 
• carbeto de cálcio (CaC2) (“carbureto”) (verificar a necessidade de trazer) 
• água 
• martelo 
 
Procedimento experimental 
 
a) Fazer os cálculos das massas de CaC2 e de água necessárias para produzir 10 
g de acetileno C2H2. 
b) Pesar o CaC2 e medir o volume da água. 
c) Pesar o frasco a ser utilizado e registrar a sua massa. 
d) No frasco de vidro com tampa e canícula metálica, colocar a água e depositar o 
CaC2. 
e) Fechar rapidamente o frasco e com um fósforo, provocar a combustão do gás. 
f) Determinar o tempo que leva para queimar o acetileno produzido. 
g) Finalizada a combustão, retirar a tampa do frasco e deixar secando em bico de 
bunsen. 
h) Após evaporara toda a água, pesar a massa de resíduo. 
 
Perguntas e exercícios 
 
1) Escreva todas as reações envolvidas no item “a” ajustando as reações. 
2) Escreva todos os cálculos para chegar à massa de água utilizada no item “a”. 
3) Escreva a reação de combustão do acetileno. Escreva um pequeno resumo 
sobre as propriedades, estrutura, processamento industrial para esse gás. 
4) Como obtemos o C2H2? Quais os usos desse gás? 
5) Descreva os cálculos para determinar as massas e volumes utilizados no item 
“c”. 
 22
Prática 6 - Células galvânicas ou pilhas 
 
 
 
Objetivos 
 
• Entender que a eletroquímica estuda da relação entre a energia elétrica e as 
transformações químicas. 
• Aplicar os princípios básicos da eletroquímica. 
• Entender o funcionamento de uma célula galvânica. 
 
Fundamentos teóricos 
 
Células galvânicas ou pilhas 
 
Tomemos como exemplo uma lâmina de zinco imersa em uma solução de 
ácido sulfúrico (H2SO4). Imediatamente após a imersão temos o ataque na superfície 
da lâmina pelos íons H+ através da seguinte reação espontânea: 
Zn(s) + H2SO4 → ZnSO4 + H2 
O ataque ocorre porque os íons H+ presentes na solução têm mais afinidade 
por elétrons que os átomos de Zn presentes na lâmina. Desta maneira o H+ rouba os 
elétrons do Zn. A reação apresentada acima pode ser escrita sob a forma de duas 
semi-reações, sendo uma a oxidação do Zn e a outra a produção do H2: 
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e- | 2H+(aq) + 2e- → H2(g) 
Nos processos descritos pelas reações acima ocorre liberação de energia. 
Com ambas as reações ocorrendo sobre a chapa de Zn, toda a energia química 
liberada pela reação espontânea de dissolução do Zn em solução ácida será 
transformada em energia térmica, ou seja, a energia ser liberada sob a forma de 
calor, e estaremos desperdiçando o potencial energético do sistema. Isto ocorre 
porque não temos onde colocar um dispositivo que possa gerar energia entre os 
locais onde ocorrem a reação de oxidação do Zn e os locais onde ocorrem as 
reações de redução dos íons H+, ou seja, estes dois locais estão curto-circuitados. 
Se quisermos aproveitar a energia liberada pelas reações eletroquímicas 
espontâneas sob a forma de energia elétrica, basta conectar com um fio o eletrodo 
de Zn a um eletrodo de Pt (ou de um outro metal mais nobre que o Zn), e imergir os 
dois eletrodos na solução de H2SO4. Devido à diferença de potencial entre os dois 
eletrodos, o Zn é “obrigado” a enviar elétrons para a Pt através do fio metálico, e o 
H2, que anteriormente se formava sobre a superfície do Zn, passará a se desprender 
sobre o eletrodo de Pt, recebendo os elétrons a partir do circuito externo. Este fluxo 
de elétrons poderá ser utilizado para produzir trabalho, por exemplo, eletricidade, se 
colocarmos uma lâmpada no caminho dos elétrons. Ou seja, para aproveitarmos a 
energia gerada temos que separar macroscopicamente os locais das reações de 
redução (catódica) e de oxidação (anódica). 
 
Potencial, uma medida relativa 
 
O potencial de um eletrodo (associação metal com uma solução eletrolítica) é 
uma grandeza relativa. Desta maneira, sua medição é feita associando-se o eletrodo 
do qual se deseja conhecer o potencial a um outro eletrodo que possua um potencial 
estável. Este último tipo de eletrodo é chamado de eletrodo de referência. Existem 
 23
diversos tipos de eletrodo que podem ser usados como referência, entre os quais 
podemos citar: 
a) Eletrodo de prata/cloreto de prata (Ag/AgCl) 
b) Eletrodo padrão de hidrogênio (EPH) 
c) Eletrodo de calomelano saturado (ECS) 
d) Eletrodo de cobre sulfato de cobre saturado (Cu/CuSO4) 
Dos eletrodos listados acima, o EPH é a referência universal e ao mesmo foi 
atribuído potencial zero. No processo de medição do potencial, o eletrodo do qual 
desejamos conhecer o potencial é conectado ao polo positivo de um voltímetro, 
enquanto o eletrodo de referência é conectado ao polo negativo. Os eletrodos de 
referência são construídos de uma maneira tal que existe um contato iônico entre a 
solução do eletrodo de referência e a solução na qual o eletrodo do qual desejamos 
conhecer o potencial está imerso de maneira a fechar o circuito (se não houver este 
contato iônico o circuito fica aberto e não podemos efetuar a medida do potencial). 
Como existem diversos sistemas de referência, e, em princípio, qualquer um 
deles pode ser utilizado para medir o potencial de um eletrodo, devemos sempre 
informar em relação a qual sistema de referência o potencial foi obtido. Esta última 
providência permite que possamos comparar os valores de potenciais medidos com 
os diferentes sistemas de referência. Para compararmos potenciais, eles devem 
estar referenciados ao mesmo eletrodo de referência. Assim, pode ser necessário 
fazer conversões. No laboratório, usualmente medimos potenciais com eletrodos de 
referência de Ag/AgCl. As tabelas de potenciais de equilíbrio, por sua vez, 
usualmente utilizam o eletrodo de hidrogênio como referência. A conversão entre 
estas duas escalas é dada por: 
Eescala H+/H2 = Eescala Ag/AgCl + 0,197 (V) 
Em uma célula galvânica uma reação eletroquímica produz energia elétrica. 
Você vai construir uma pilha da sua escolha segundo a tabela de potenciais e os 
reagentes disponíveis no laboratório destacando a colocação dos compartimentos 
(as duas metades da célula), dos eletrodos (superfícies onde ocorrem as reações), 
da ponte salina e do circuito externo (circuito elétrico que conecta os eletrodos e 
permite o escoamento de elétrons através do circuito externo). 
 
Material e reagentes 
 
• béquers de 250 mL 
• 1 béquer de 600 mL 
• 1 proveta de 100 mL 
• balões de 100 mL 
• bastões de vidro 
• vidros de relógio 
• espátulas 
• funil de vidro 
• tubo em U (pedaço de mangueira para a ponte salina) 
• pinças 
• multímetro com cabos ponta “jacaré” 
• algodão 
• “bombril” 
• papel toalha 
 24
• eletrodos de ferro (prego), níquel (moeda), cobre (fio/plaqueta), zinco (plaqueta), 
alumínio (fio/plaqueta) e eletrodo inerte (grafite de pilha) 
• sulfato de cobre (CuSO4.5H2O) 
• sulfato de níquel (NiSO4.6H2O) 
• sulfato de zinco (ZnSO4.7H2O) 
• sulfato de ferro (FeSO4.7H2O) 
• cloreto de alumíniorecuperado (AlCl3) (se disponível) 
• cloreto de sódio (NaCl) para a ponte salina 
 
Parte I 
 
Procedimento experimental 
 
a) Possíveis pilhas: Cu|Zn, Zn|Fe, Fe|Ni e Ni|Cu. 
b) Preparar 100 mL, 0,1 M, das soluções conforme as pilhas indicadas pelo 
professor/monitor. Identificar os béquers. 
c) Preparar 500 mL de solução concentrada de cloreto de sódio (NaCl) para a 
ponte salina (aproximadamente 4 g para 100 mL). Observação: esta quantidade 
de solução dever ser suficiente para as 4 pilhas. 
d) Montar a ponte salina preenchendo-a com a solução do item “c” e tampando as 
pontas com algodão (sem excesso). 
e) Limpar e polir os eletrodos com água, sabão e bombril e secar com papel 
toalha. Após a limpeza, não tocar nas peças com as mãos, devendo-se utilizar 
pinça. 
f) Prender os eletrodos nos cabos ponta jacaré e conectá-los aos polos do 
multímetro (consultar a tabela de potenciais para garantir a espontaneidade das 
reações nesta montagem). 
g) Ajustar o multímetro para medir de voltagem em corrente contínua. 
h) Imergir os eletrodos e as pontas da ponte salina nas soluções e obter o 
potencial de célula. Cuidar para que os jacarés não toquem na solução e as 
pontas da ponte salina não toquem no fundo dos béquers. 
i) Exemplo de montagem é mostrado na figura a seguir: 
 
 
 
 25
j) Anotar o valor do potencial após 0, 2, 5, 15 e 30 minutos de imersão. Se o 
potencial estiver estável, considerar este valor, caso contrário fazer medidas 
adicionais a intervalor maiores de tempo. 
 
Perguntas e exercícios 
 
1) Descrever o que foi observado a partir da montagem das pilhas ao longo do 
tempo de monitoramento e discutir o comportamento da tensão monitorada. 
2) Informar sobre os valores do potencial de célula medido para todas as pilhas 
incluindo aquelas que foram montadas por outros grupos. 
3) Incluir os cálculos da utilização da equação de Nernst para diagnosticar o valor 
do potencial obtido, comparar com o valor experimental e discutir a origem de 
alguma discrepância. 
4) Escrever as semi-reações e reação total das pilhas. 
5) Pesquisar sobre a construção e característica do eletrodo de referência Ag/AgCl 
e para a eletrodo padrão de hidrogênio. 
 
Parte II (opcional) 
 
a) Considerar uma das possíveis pilhas indicadas no item “a” anterior da parte I, 
conforme indicação do professor/monitor. 
b) Preparar 100 mL das soluções padrão (1 M) da pilha selecionada. 
c) Montar a pilha, seguindo o procedimento da parte I para a montagem das pilhas, 
e verificar seu potencial. 
d) Variar a concentração de uma das soluções (por diluição) para 0,5 M. 
e) Utilizando 100 mL da solução diluída e a outra solução nas condições padrão, 
montar a pilha, mantendo sempre a espontaneidade das reações, e verificar seu 
potencial. 
 
 26
Prática 7 - Galvanoplastia (niquelação ou cobreação) 
 
 
 
Objetivo 
 
• Entender o funcionamento de uma célula eletrolítica. 
 
Fundamentos teóricos 
 
A galvanização é o processo que ocorre naquilo que chamamos de pilhas 
eletrolíticas, que utilizam reações de óxido-redução para produzir a interconversão 
de energia elétrica em química. Uma utilidade está no fato de se obter uma camada 
protetora de um metal em cima de outro. Neste caso, a camada protetora será de 
níquel (ou cobre) e o metal principal a ser protegido, o cobre (ou zinco). 
 
Material e reagentes 
 
• pinça 
• fonte de corrente 
• reservatório para acondicionar a solução de niquelação 
• palha de aço 
• 1 peça de cobre 
• eletrodo de níquel (ou cobre) 
• solução para niquelação ou cobreação (composição/concentração?) 
• sulfato de níquel (NiSO4.6H2O) (se preparar solução) 
• sulfato de cobre (CuSO4.5H2O) (se preparar solução) 
• ácido nítrico concentrado para decapagem 
 
Procedimento experimental 
 
a) Preparar a superfície da peça a ser niquelada através de lavagem com sabão e 
água corrente e polimento com palha de aço fina ou decapar com uma solução 
concentrada de ácido nítrico (1:1). 
b) Após o polimento não tocar as superfícies da peça com as mãos, devendo-se 
utilizar pinça. 
c) Imergir a peça na solução de niquelação (composição/concentração?) 
conectando no polo negativo da fonte. 
d) Utilizar um eletrodo de níquel como polo positivo, imergindo-o na solução. 
e) Ligar a fonte de corrente e ajustar para aproximadamente 100 a 200 mA por 
decímetro quadrado de superfície a ser niquelada (mA/dm2). 
f) Deixar por um tempo estimado de 10 a 15 minutos. 
g) Desligar a fonte e retirar a peça niquelada, lavando-a em água corrente. 
 
 
 27
Prática 8 - Corrosão de metais 
 
 
 
Objetivos 
 
• Comprovar conceitos relacionados com os processos de corrosão e oxidação de 
metais. 
• Estudar a corrosão de metais em meio ácido, básico e neutro. 
 
Material e reagentes 
 
• 10 peças de ferro (pregos pequenos) (trazer) 
• 10 peças de cobre (pedaços de fio de cobre) 
• 10 peças de alumínio (pedaços de fio de alumínio) 
• 10 peças de zinco (plaquetas de zinco de pilha) 
• peça de aço carbono 
• 40 tubos de ensaio médios (aprox. 15 mL) 
• 6 béquers de 100 mL 
• 4 balões de 100 mL 
• 6 bastões de vidro 
• 6 espátulas 
• proveta de 100 mL 
• vidros de relógio 
• pipetas de 5 mL 
• pinças 
• alicate 
• “bombril" (verificar a necessidade de trazer) 
• papel toalha 
• pHmetro 
• balança 
• dessecador 
• estufa 
• forno 
• hidróxido de sódio (NaOH) 
• hidróxido de potássio (KOH) 
• carbonato de sódio (Na2CO3) 
• cloreto de sódio (NaCl) 
• cloreto de potássio (KCl) 
• ácido cítrico (C6H8O7) 
• ácido acético (CH3COOH) 
• ácido nítrico (HNO3) 
• ácido clorídrico (HCl) 
• ácido sulfúrico (H2SO4) 
 
Parte I - Corrosão 
 
 28
 Corrosão define-se como a deterioração de um material, geralmente metálico, 
por ação química ou eletroquímica do meio ambiente. 
 A deterioração causada pela interação físico-química entre o material e o seu 
meio operacional representa alterações prejudiciais indesejáveis no material, tais 
como desgaste, variações químicas ou modificações estruturais. 
Sendo a corrosão, em geral, um processo espontâneo, está constantemente 
transformando os materiais metálicos de modo que a durabilidade e desempenho 
dos mesmos deixam de satisfazer os fins a que se destinam. 
 
Procedimento experimental 
 
a) Preparar 60 mL de soluções 0,1 M dos reagentes sólidos e 100 mL de soluções 
0,1 M dos reagentes líquidos. 
b) Com o pHmetro, determinar o pH de cada solução, identificando-as como 
básicas, ácidas ou neutras. 
c) Cortar pedaços de fio de cobre e de alumínio com o alicate. 
d) Com o alicate, deformar levemente uma parte das peças para verificar a 
intensidade de corrosão relacionada à deformação mecânica (todas as 40 
peças). 
e) Limpar e polir todas as peças com água, sabão e bombril e secar com papel 
toalha. Após a limpeza, não tocar nas peças com as mãos, devendo-se utilizar 
pinça. 
f) Pesar as peças e fazer o correspondente registro das massas. 
g) Para cada metal, preparar tubos de ensaio contendo cada uma das soluções 
preparadas, identificando-os. 
h) Colocar uma peça limpa em cada um dos tubos de ensaio e adicionar 
quantidade de solução suficiente para cobrir completamente a peça. 
i) Deixar as peças nas soluções por uma semana, fazendo o registro fotográfico 
após 1, 3 e 7 dias. 
j) Após uma semana de imersão, limpar, lavar, secar e pesar as peças, registrando 
suas massas para avaliar a perda de massa das peças. 
 
Perguntas e exercícios 
 
1. Fazer registro fotográfico, observar e descrever as mudanças acontecidas. 
2. Indique as soluções nas quais observou alguma evidencia de corrosão. 
Explique. 
3. Faça uma tabela comparativa com seus próprios resultados e os resultados dos 
seus colegas. 
4. Utilize o livro Corrosão de Vicente Gentil para verificara influência dos meios 
químicos na corrosão dos metais utilizados na experiência (assuma que todos 
são metais puros). 
5. Usando a equação abaixo, calcule a taxa de penetração da corrosão CPR para 
cada um dos materiais. 
At
kWCPR
ρ
= 
onde W é a perda de massa em mg, t é o tempo de exposição em h, ρ é a 
densidade da liga metálica em g/cm3, A é a área exposta da amostra em cm2 e k 
é a constante que depende do sistema de unidades. 
 
 29
Parte II – Oxidação 
 
Os processos corrosivos de natureza química (ou corrosão seca) 
normalmente ocorrem em temperaturas elevadas, uma vez que nestas temperaturas 
o sistema possui mais energia para reação. Oxidação a altas temperaturas é o tipo 
mais importante de corrosão a altas temperaturas, que se caracteriza basicamente 
pela ausência da água líquida. Este fenômeno deve ser considerado ao projetar 
equipamentos que, por exemplo, irão operar em elevadas temperaturas, 
principalmente no que se refere à seleção dos materiais a utilizar. Por exemplo, com 
os avanços na potência dos motores, tem aumentado também a sua temperatura de 
trabalho, exigindo assim materiais que suportem temperaturas mais elevadas. O 
aumento da resistência à oxidação a altas temperaturas baseia-se em impedir ou 
controlar a interação química entre o metal e o meio corrosivo. Com esse objetivo, 
pode-se agir no metal de forma a se obter películas protetoras e aderentes ou utilizar 
revestimento refratários e isolantes. 
 
Procedimento experimental 
 
a) Expor por uma semana alguns metais e ligas selecionados a atmosferas secas 
diferentes para verificar se as camadas de óxido formadas são protetoras ou não 
(dessecador, estufa e forno). 
b) Colocar a extremidade de uma peça de aço carbono previamente limpa e seca 
na chama oxidante do bico de bunsen deixando que a chama incida sempre no 
mesmo lugar. Verificar a mudança de tonalidade em função do aumento de 
temperatura e tempo de exposição. Castanho-castanho alaranjado = 250 – 270 
ºC. Azul e preta = 290 – 320 ºC. 
c) A resistência à oxidação será avaliada pela variação de massa. Para tanto, as 
amostras serão pesadas antes e após a exposição à temperatura nos diferentes 
intervalos de tempo. A fim de verificar a resistência a oxidação a variação de 
massa deve ser determinada de acordo com a equação: 
∆m = mf – mi 
onde: ∆m = variação de massa, mf = massa final (depois da exposição a alta 
temperatura) e mi = massa inicial (antes da exposição a alta temperatura). 
 
Perguntas e exercícios 
 
1) Escreva as reações de oxidação e redução do ferro, cobre, zinco e alumínio 
imersos nas soluções preparadas, assumindo que existe suficiente oxigênio 
dissolvido. 
2) Quais as características observadas na ponta, na cabeça e no resto do prego? 
Explique essas diferenças em relação ao processo de fabricação do prego. 
3) Determinar se a camada de óxido formada nas amostras são protetoras ou não 
segundo a razão de Pilling–Bedworth. 
4) Calcule a espessura da película formada nos óxidos conforme o método 
gravimétrico citado por Gentil (livro Corrosão, Cap. 15, pág. 125). 
5) Escrever um resumo sobre mecanismo de oxidação (ou corrosão) em altas 
temperaturas. 
 
Parte opcional 
 
 30
Material e reagentes 
 
• bico de bunsen - opcional 
• ferricianeto de potássio (K3Fe(CN)6) 
• sulfato ferroso (FeSO4) 
 
Procedimento experimental 
 
a) Adicione à sua solução uma ou duas gotas de ferricianeto de potássio 0,1 M 
(K3Fe(CN)6) e observe os resultados. 
b) Adicione uma gota de ferricianeto de potássio 0,1 M a aproximadamente 1 mL 
de solução FeSO4. Compare este resultado com aquele obtido quando o 
ferricianeto de potássio foi adicionado à solução que contém o prego. Quais são 
suas conclusões em relação ao item “b”? 
Substâncias alternativas para outras práticas: 
• carbonato de sódio (Na2CO3) 
• dicromato de sódio (Na2Cr2O7) 
• nitrato de potássio (KNO3) 
• Na2C2O4 
 
 
 31
Prática 9 - Calor de reação 
 
 
 
Objetivo 
 
• Determinar o calor de reação de uma base e de um ácido forte e o calor de 
neutralização de uma base e de um ácido forte. 
 
Fundamentos teóricos 
 
Todos os processos químicos e físicos não envolvem somente 
transformações materiais (reações químicas) ou mudanças de estado físico, mas 
também são acompanhados por variações energéticas. Um dos objetivos da 
calorimetria é justamente medir as variações energéticas que acompanham os 
processos químicos e físicos. 
Um caso especial e muito importante é o estudo das variações energéticas 
que acompanham os processos que ocorrem à pressão constante, por exemplo, as 
reações químicas que ocorrem em recipientes abertos. 
A mudança da quantidade de calor à pressão constante, chama-se calor de 
reação ou variação de entalpia. Ou seja, quando um sistema sofre uma variação à 
pressão constante, o calor absorvido durante o processo é igual à variação de 
entalpia ∆H do sistema. Neste caso a equação para primeira lei da termodinâmica 
fica: 
Qp = ∆H, Qp = mC∆T 
onde ∆H pode ser avaliado através de experimentos calorimétricos. 
 
Material e reagentes 
 
• balança analítica 
• vidro de relógio 
• espátula de porcelana 
• béquer de 250 mL 
• bastão de vidro 
• balão volumétrico de 500 mL 
• pipeta graduada de 5 mL 
• bureta de 25 mL 
• proveta de 100 mL 
• termômetro 
• hidróxido de potássio (KOH) em lentilhas 
• iodeto de potássio (KI) 
• ácido sulfúrico (H2SO4) 
• água desmineralizada 
 
Procedimento experimental 
 
Reação 1 (∆∆∆∆H1) 
 
 32
a) Pesar um béquer de 250 mL limpo e seco. Colocar no béquer 100 mL de água 
desmineralizada. Agitar cuidadosamente com um bastão de vidro até atingir uma 
temperatura constante (próxima a temperatura ambiente). Introduzir um 
termômetro na solução e anotar a máxima temperatura atingida. Anotar esta 
temperatura com uma precisão de 1,00C. 
b) Pesar em balança analítica 25 g de KOH, em vidro de relógio. Deve-se tomar 
cuidado ao manusear o KOH, pois trata-se de uma substância corrosiva. 
c) Verter o KOH pesado na água do béquer. Agitar para dissolver completamente o 
KOH. Caso seja necessário, utilizar um bastão de vidro para auxiliar na 
dissolução. Introduzir um termômetro na solução e anotar a máxima temperatura 
atingida. 
d) Transferir esta solução para um balão volumétrico de 250 mL, e completar com 
água desmineralizada até a marca. 
 
Reação 2 (∆∆∆∆H2) 
 
a) Pesar um béquer de 250 mL limpo e seco. Colocar no béquer 100 mL de água 
desmineralizada. Agitar cuidadosamente com um bastão de vidro até atingir uma 
temperatura constante (próxima a temperatura ambiente). Introduzir um 
termômetro na solução e anotar a máxima temperatura atingida. Anotar esta 
temperatura com uma precisão de 1,0 0C. 
b) Pesar em balança analítica 25 g de KI, em vidro de relógio. 
c) Verter o KI pesado na água do béquer. Agitar para dissolver completamente o 
KI. Caso seja necessário, utilizar um bastão de vidro para auxiliar na dissolução. 
Introduzir um termômetro na solução e anotar a máxima temperatura atingida. 
d) Transferir esta solução para um balão volumétrico de 250 mL, e completar com 
água desmineralizada até a marca. 
 
Reações 3 (∆∆∆∆H3) 
 
a) Prepara 250 mL de solução 0,25 M de ácido sulfúrico (H2SO4) da seguinte 
forma: inicialmente medir o volume calculado de ácido e verter em um béquer 
com 100 mL de água desmineralizada, agitar para homogeneizar e medir a 
máxima temperatura atingida pela reação (para fazer a determinação do calor da 
reação (∆H3). Levar para um balão volumétrico de 250 mL e completar essa 
volume . 
b) Deixar repousar a solução, a qual deve estar a temperatura ambiente ou 
ligeiramente inferior (comprovar com o termômetro). Anotar a temperatura. 
 
Reação 4 (∆∆∆∆H4) 
 
a) Pesar um béquer de 250 mL limpo e seco. Colocarno béquer 100 mL da 
solução de H2SO4 0,25M. Agitar cuidadosamente com um bastão de vidro até 
atingir uma temperatura constante (próxima a temperatura ambiente). Introduzir 
um termômetro na solução e anotar a máxima temperatura atingida. Anotar esta 
temperatura com uma precisão de 1,00C. 
b) Pesar em balança analítica 25 g de KOH, em vidro de relógio. 
c) Verter o KOH pesado na solução do béquer. Agitar para dissolver 
completamente o KOH; caso seja necessário, utilizar um bastão de vidro para 
 33
auxiliar na dissolução. Introduzir um termômetro na solução e anotar a máxima 
temperatura atingida (∆H4). 
 
Reação 5 (∆∆∆∆H5) 
 
a) Pesar um béquer de 250 mL limpo e seco. Colocar no béquer 50 mL da solução 
de H2SO4 preparada na reação 3a). Agitar cuidadosamente com um bastão de 
vidro até atingir uma temperatura constante (próxima a temperatura ambiente). 
b) Pesar em balança analítica 10 g de KI, em vidro de relógio. 
c) Verter o KI pesado na solução do béquer. Agitar para dissolver completamente. 
Anotar a mínima temperatura atingida (∆H5). 
 
Reação 6 (∆∆∆∆H6) 
 
a) Medir 100 mL de H2SO4 0,25 M e 100 mL da solução de KOH preparada na 
reação 1 em béquer de 250 mL. Ambas as soluções devem estar a temperatura 
ambiente ou ligeiramente inferior (comprovar com um termômetro). Anotar as 
temperaturas. 
b) Adicionar a solução de KOH na solução de H2SO4 0,25 M. Misturar rapidamente 
e anotar a máxima temperatura observada (∆H6). Medir o pH da solução. 
 
Perguntas e exercícios 
 
1) Escrever as equações iônicas para as reações 1 a 5. Exemplo, quando HCl 
gasoso é dissolvido em água, ocorre a seguinte reação: 
HCl + H2O → H3O+(aq) + Cl-(aq) 
2) Calcular para as reações 1a 5 : 
a) Variação da temperatura. 
b) Quantidade de calor absorvida pela solução. 
c) Quantidade de calor absorvida pelo béquer. 
d) Quantidade de calor desenvolvida por mol de KOH. 
e) Quantidade de calor desenvolvida por mol de KI. 
f) Número de mols de KOH e KI empregados nas soluções respectivas. 
g) Qual a molaridade do sal que se produz na reação 6b? 
h) Calcule a concentração das soluções preparadas em 1d e 2d. 
i) Explique os resultados das reações do item 3, as mesmas seriam reações de 
neutralização? 
3) Expresse seus resultados como calores de reação: ∆H1, ∆H2,... ∆H6. 
4) Observe as equações iônicas para as reações 2, 3 e 6 e interprete o significado 
de ∆H2 e ∆H3. Compare ∆H4 com ∆H1 + ∆H6 e explique as diferenças. 
 
 
 34
Prática 10 - Eletrólise do iodeto de potássio em dissolução aquosa 
 
 
 
Objetivo 
 
• Identificar os produtos que se formam na eletrolise do iodeto de potássio. 
 
Fundamentos teóricos 
 
 As reações químicas que ocorrem nos eletrodos durante a condução 
eletrolítica constituem a eletrólise. Isto ocorre quando aplicamos uma tensão em 
oposição à tensão da célula o qual provoca uma reação não espontânea: Célula 
eletrolítica. 
Nos aspectos quantitativos da eletrólise estudamos as Leis de Faraday para a 
eletrólise: 
1. “A quantidade de substância produzida pela eletrólise é proporcional à quantidade 
de eletricidade utilizada.” 
Na+ +e- → Na(l) 
1 mol de e- será necessário para produzir 1 átomo de Na. 
1mol de e-→1 Faraday (F); 1 F =96485C; 1A=1C/s 
F = NA.e- 
F = 6,023x10 23.1,6x10-19 C 
2. “Para uma dada quantidade de eletricidade a quantidade de substância produzida 
é proporcional à sua massa equivalente.” 
2Cl- → Cl2(g) + 2e- 
 
Material e reagentes 
 
XXX 
 
Procedimento experimental 
 
a) Disponha-se um aparelho para a eletrolise como indicado pelo 
professora/monitor na figura. O tubo em U deve ter 150mm de altura, os 
eletrodos poderão ser de carvão e a fonte deve ter uns 12V. 
b) Prepare uma solução de KI 0,5 molar e preencha o tubo em U ate uma altura 
suficiente. Estabeleça as conexões elétricas e espere 15min aproximadamente. 
c) Identifique o ânodo e o cátodo e anote todas as observações sobre mudanças 
de cor e formação de produtos. 
d) Observe em que proporção a cor marrom se difunde do ânodo ao cátodo. 
e) Separasse cuidadosamente os eletrodos, verifique algum odor no eletrodo 
identificado como o ânodo. 
f) Com um conta-gotas obtenha 2 mL da solução do extremo onde estava o 
cátodo. Adicione algumas gotas de indicador de fenolftaleina para comprovar a 
concentração de íon hidrogênio na solução. Adicione alguns mL de solução 0,1 
M de cloreto de ferro II e observe o resultado. 
g) Num tubo de ensaio adicione com um conta gotas 2 mL do liquido marrom do 
extremo onde estava o ânodo obtenha. Adicione 1 mL de CCl4 tampe-se e agite-
 35
se o tubo por alguns segundos. Deixar repousar a camada de CCl4 mais densa e 
observe a coloração das duas camadas liquidas. 
 
 
Perguntas e exercícios 
 
Na medida que iodo se produz no ânodo se forma o íon complexo marrom I3-, 
com o íon iodeto da solução do eletrólito. a) Escreva as equações usando uma 
reação reversível para indicar o equilíbrio. b) Que efeito produz a adição da CCl4 
sobre o equilíbrio? Pode utilizar as observações sobre a cor das camadas para 
explicar o efeito. 
 36
Prática 11 - Potencial do eletrodo 
 
 
 
Objetivos 
 
• Realizar medidas de potencial de eletrodos, de diferentes materiais, em soluções 
de seus respectivos sais. 
• Aplicar a equação de Nernst. 
• Verificar a influência dos parâmetros de fórmula. 
 
Fundamentos teóricos 
 
 A equação de Nernst é: 
aln
nf
RTEE 0 += 
onde E é o potencial do eletrodo, E0 é o potencial padrão (constante), R é a 
constante dos gases idéias, T é a temperatura do eletrólito (K), n é o número de 
cargas envolvidas no processo, F é a constante de Faraday e a é a atividade da 
espécie, dada por a = γ . [M2+]. 
 
Material e reagentes 
 
• balança analítica 
• eletrodo de calomelano saturado 
• multímetro 
• vidro de relógio 
• bastão de vidro 
• proveta graduada 
• béquer 
• espátula de porcelana 
• barra de cobre 
• barra de zinco 
• barra de alumínio 
• barra de chumbo 
• barra de latão 
• barra de aço inox 
• barra de aço carbono 
• água deionizada 
• sulfato de cobre (CuSO4) 
• sulfato de zinco (ZnSO4) 
 
Parte I 
 
Procedimento experimental 
 
a) Lixar e lavar os eletrodos (metais) imediatamente antes da medida de potencial. 
b) Preparar uma solução de sulfato de cobre 0,01 M e de sulfato de zinco 0,01 M 
 37
c) Conectar o eletrodo de calomelano saturado (E0 = +0,24V) no polo negativo do 
multímetro e checar se o mesmo está ajustado para a escala correta. 
d) Medir o potencial do eletrodo de cobre em solução de sulfato de cobre 0,01M. 
e) Mediar o potencial do eletrodo de zinco em solução de sulfato de zinco 0,01M. 
f) Lavar o eletrodo de referência (calomelano) com água deionizada logo após a 
utilização e retornar ao recipiente original. 
 Dados complementares: 
Cu → Cu2+ + 2e- (E0 = +0,34V) 
Zn → Zn2+ + 2e- (E0 = -0,76V) 
 
Parte II 
 
Procedimento experimental 
 
 Construir uma tabela de nobreza de metais (como? descrever melhor) em 
uma solução de NaCl 0,1 M, utilizando os seguintes metais: cobre, zinco, chumbo, 
aço carbono, alumínio, talão e aço inox. 
 
Perguntas e exercícios 
 
1) Por que razões foram observadas diferenças entre o potencial padrão medido e 
o potencial padrão teórico calculado? 
2) Como o fato de você utilizar o termo “concentração” em vez de “atividade” pode 
interferir no valor da constante da equação de Nernst? 
3) Comente os valores obtidos na tabela de nobreza dos metais em NaCl. 
4) Por que razão há inversões na sequência de nobreza em relação à tabela de 
potenciais padrões? 
5) Por que o potencial dos elementos cobre, zinco e chumbo não correspondem ao 
seu potencial padrão? 
6) Por que o alumínio apresenta potencial medido muito diferente do seu potencial 
padrão?38
Prática 12 - Pilhas eletrolíticas 
 
 
Objetivo 
 
• Verificar o funcionamento de pilhas eletrolíticas. 
 
Material e reagentes 
 
• balança analítica 
• eletrodo de calomelano saturado 
• multímetro 
• vidro de relógio 
• bastão de vidro 
• proveta graduada 
• béquer 
• espátula de porcelana 
• barra de cobre 
• barra de zinco 
• barra de aço carbono 
• água deionizada 
• sulfato de cobre (CuSO4.5H2O) 
• sulfato de zinco (ZnSO4) 
• cloreto de sódio (NaCl) 
• álcool etílico (CH3CH2OH) 
• fenolftaleína (C20H14O4) 
• ferricianeto de potássio (K3Fe(CN)6) 
 
Parte I – Pilha galvânica 
 
Procedimento experimental 
 
a) Lixar e lavar os eletrodos (metais) imediatamente antes da medida de potencial. 
b) Preparar uma solução de cloreto de sódio 0,1 M 
c) Montar uma pilha formada entre cobre e zinco imersos numa solução de cloreto 
de sódio 0,1 M, utilizando 2 béquers, multímetro, eletrodo de calomelano 
saturado (E0 = +0,24V) e as barras de zinco e de cobre. 
d) Conectar o eletrodo de referência no polo negativo do multímetro e checar se o 
mesmo está ajustado para a escala correta. 
e) Determinar o potencial elétrico da pilha. 
f) Lavar o eletrodo de referência (calomelano) com água deionizada logo após a 
utilização e retornar ao recipiente original. 
 
Parte II – Pilha de aeração diferencial 
 
Procedimento experimental 
 
 39
a) Em uma placa de aço carbono, pingar algumas gotas de uma solução composta 
por: NaCl 3%, 1 mL de álcool etílico, fenolftaleína 1%, 20 mL de ferricianeto de 
potássio e 200 mL de água. 
b) Observar a reação. Faça um desenho esquemático do que você observou. 
c) Identificar e descrever as reações catódica e anódica justificando-as. 
 
Parte III – Pilha de concentração 
 
Procedimento experimental 
 
a) Preparar uma solução de sulfato de cobre 1 M e uma solução de sulfato de 
cobre 0,01 M. 
b) Montar uma pilha de concentração utilizando as duas soluções. 
c) Determinar o potencial elétrico da pilha. 
 
Perguntas e exercícios 
 
1) Exemplifique as situações em que você teria pilha galvânica num processo 
industrial. 
2) Exemplifique as situações em que você teria pilha de aeração diferencial num 
processo industrial. 
3) Exemplifique as situações em que você teria pilha de concentração num 
processo industrial. 
 
 40
Prática 13 - Proteção catódica e anódica 
 
 
 
Objetivo 
 
• Verificar a formação de proteção catódica e anódica. 
 
Material e reagentes 
 
• balança analítica 
• eletrodo de Calomelano saturado 
• multímetro 
• vidro de relógio 
• bastão de vidro 
• proveta graduada 
• béquer 
• espátula de porcelana 
• papel indicador de pH 
• barra de cobre 
• barra de zinco 
• barra de aço carbono 
• água deionizada 
• cloreto de sódio (NaCl) 
 
Parte I – Determinação das condições iniciais do sistema 
 
Procedimento experimental 
 
a) Prepare uma solução de cloreto de sódio 0,1M. 
b) Determine o potencial eletrolítico do aço na solução de cloreto de sódio 0,1M. 
c) Verifique o pH da solução. 
d) Verifique no diagrama de Pourbaix qual a espécie estável no sistema. 
 
Parte II – Sistema aço/cobre 
 
Procedimento experimental 
 
a) Monte um sistema composto por um eletrodo de aço em contato com um 
eletrodo de cobre. 
b) Meça o potencial do eletrodo de aço e verifique no diagrama de Pourbaix qual a 
espécie estável. 
c) Descreva quais as reações estão ocorrendo. 
 
Parte III – Sistema aço/zinco 
 
Procedimento experimental 
 
 41
a) Monte um sistema composto por um eletrodo de aço em contato com um 
eletrodo de zinco. 
b) Meça o potencial do eletrodo de aço e verifique no diagrama de Pourbaix qual a 
espécie estável. 
c) Descreva quais as reações estão ocorrendo. 
 
 
 42
Prática 14 - Leis de Faraday 
 
 
 
Objetivo 
 
• Depositar cobre em latão com espessura pré-determinada através do controle do 
tempo. 
 
Fundamentos teóricos 
 
 Para que qualquer reação eletroquímica ocorra numa célula, os elétrons 
devem passar através de um circuito conectado com os dois eletrodos. Por esta 
razão, a corrente I se torna uma medida conveniente da taxa de reação na cela 
enquanto a carga Q, que passa durante um período t, indica a quantidade total de 
reação que ocorreu. Na verdade, a carga necessária para a conversão de m moles 
de um material em produto, em uma reação com n elétrons (onde e é o número de 
cargas envolvidas na reação) é perfeitamente calculada usando-se a Lei de 
Faraday: 
∫ == mnFIdtQ 
onde F = 96500C. O número de moles do material depositado é obtido pela razão 
entre o peso do material depositado, P, e seu peso atômico, A, ou seja: 
A
P
m = 
O Faraday é, portanto, por definição, a carga necessária para se depositar um 
equivalente eletroquímico de um material, ou seja, m/n. 
 
Material e reagentes 
 
• balança analítica 
• fonte de corrente 
• vidro de relógio 
• bastão de vidro 
• proveta graduada 
• béquer 
• espátula de porcelana 
• placa de latão 
• barra de cobre 
• hidróxido de sódio (NaOH) 
• carbonato de sódio (NaCO3) 
• fosfato trisódico (Na2PO4.12H2O) 
• ácido clorídrico (HCl) 
• sulfato de cobre (CuSO4) 
• ácido sulfúrico (H2SO4) 
• lauril sulfato de sódio 
 
Procedimento experimental 
 
 43
a) Calcule o peso de cobre a ser depositado numa área a de Xcm2, a uma 
densidade de corrente de 5A/dm2, a partir de uma solução de cobre ácido para 
uma espessura de 15 um. ACu = 63,54g/mol. 
d.a
PL = 
b) Calcular do tempo de duração do processo: 
n
A
.
96500
t.IP = a.iI = 
c) Preparar a superfície de trabalho lixando com lixa 400. 
d) Pesar a placa de latão. 
e) Efetuar o desengraxe alcalino com a seguinte solução: 
• hidróxido de sódio (NaOH) 35g/L 
• carbonato de sódio (NaCO3) 25g/L 
• fosfato trisódico (Na2PO4.12H2O) 6 g/L 
• lauril sulfato de sódio 1g/L 
• temperatura = 80ºC 
• tempo = 2 minutos 
f) Efetuar a decapagem com ácido clorídrico 150 mL/L, tempo = 30s 
g) Realizar o banho em cobre ácido (CuSO4 250g/L, H2SO4 50g/L) a temperatura 
ambiente e sob agitação. 
h) Posteriormente ao depósito, fazer várias medidas de espessura em vários 
pontos da placa. 
i) Pesar a placa para confirmar o peso previamente calculado. 
Observações: Os eletrodos (metais) a serem utilizados deverão ser lixados e 
lavados antes do processo de preparação de superfície. Conectar o cátodo no pólo 
negativo da fonte. O ajuste de corrente deverá ser feito com os terminais da fonte 
em curto-circuito. Zerar o potencial da fonte antes da conexão dos terminais para 
evitar faíscas ou danos à fonte. 
 
Perguntas e exercícios 
 
1) Comparar o resultado prático com o teórico. 
2) Explicar ou justificar as características do depósito obtido. Dê sugestões para a 
resolução dos problemas observados. 
 
 44
Prática 15 - Aplicação de cela de Hull 
 
 
 
Objetivo 
 
• Verificar o funcionamento de uma cela de Hull. 
 
Material e reagentes 
 
• balança analítica 
• fonte de corrente 
• vidro de relógio 
• bastão de vidro 
• proveta graduada 
• béquer 
• espátula de porcelana 
• placa de latão 
• hidróxido de sódio (NaOH) 
• carbonato de sódio (NaCO3) 
• fosfato trisódico (Na2PO4.12H2O) 
• ácido clorídrico (HCl) 
• sulfato de cobre (CuSO4) 
• sulfato de zinco (Zn SO4) 
• ácido sulfúrico (H2SO4) 
• tioureia 
 
Parte I - Determinação da condição ótima de eletrodeposição 
 
Procedimento experimental 
 
a) Efetuar o desengraxe da placa de latão: 
• hidróxido de sódio (NaOH) 35g/L 
• carbonato de sódio (NaCO3) 25g/L 
• fosfato trisódico (Na2PO4.12H2O) 6 g/L 
• temperatura = 80ºC 
b) Efetuar o banho de decapagem da placa de latão em ácido clorídrico (HCl) 150 
mL/L. 
c) Preparar uma cela de Hull com banho de cobre ácido: 
• sulfato de cobre